Chimica per il test IMAT, Dispense di Chimica

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Sommario

• COSTITUZIONE DELLA MATERIA
  • LA MATERIA E SUE CARATTERISTICHE
  • I PRINCIPALI METODI DI SEPARAZIONE.................................................................................................
  • TEORIA CINETICA E PASSAGGI DI STATO
  • ELEMENTI E COMPOSTI
  • GLI ELEMENTI
  • LE LEGGI PONDERALI
  • ATOMI, MOLECOLE E IONI.....................................................................................................................
  • I GAS IDEALI E LA TEORIA CINETICO-MOLECOLARE.............................................................................
  • LA LEGGE DI BOYLE O LEGGE ISOTERMA
  • LA LEGGE DI CHARLES O LEGGE ISOBARA
  • LA LEGGE DI GAY-LUSSAC O LEGGE ISOCORA
  • LA LEGGE GENERALE DEI GAS
  • L’EFFETTO SERRA
• MOLE
  • LA MASSA ATOMICA E LA MASSA MOLECOLARE
  • CONTARE PER MOLI
  • CALCOLO DELLA FORMULA MINIMA
  • IL VOLUME MOLARE E L’EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI
• PARTICELLE DELL’ATOMO
  • LA SCOPERTA DELL’ELETTRONE
  • L’ESPERIMENTO DI RUTHERFORD
  • IL NUMERO ATOMICO, IL NUMERO DI MASSA E GLI ISOTOPI
  • LE TRASFORMAZIONI DEL NUCLEO
  • IL DECADIMENTO RADIOATTIVO
  • LA DATAZIONE DEI REPERTI COL RADIOCARBONIO
  • L’ENERGIA NUCLEARE
  • L’ANTIMATERIA
• STRUTTURA DELL’ATOMO
  • LA DOPPIA NATURA DELLA LUCE
  • LA “LUCE” DEGLI ATOMI
  • L’ATOMO DI BOHR
  • LA DOPPIA NATURA DELL’ELETTRONE E LA MECCANICA QUANTISTICA
  • NUMERI QUANTICI E ORBITALI
  • DALL’ORBITALE ALLA FORMA DELL’ATOMO
  • LA CONFIGURAZIONE DEGLI ATOMI POLIELETTRONICI
• SISTEMA PERIODICO
  • LA CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI
  • LE PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
  • METALLI, NON METALI E SEMIMETALLI
• LEGAMI CHIMICI
  • L’ENERGIA DI LEGAME........................................................................................................................
  • I GAS NOBILI E LA REGOLA DELL’OTTETTO
  • IL LEGAME COVALENTE
  • IL LEGAME COVALENTE DATIVO
  • IL LEGAME COVALENTE POLARE
  • IL LEGAME IONICO
  • IL LEGAME METALLICO
• NUOVE TEORIE DEL LEGAME
  • LA FORMA DELLE MOLECOLE E LA TEORIA VSEPR
  • GLI IBRIDI DI RISONANZA....................................................................................................................
  • LE TEORIE DI LEGAME SECONDO LA MECCANICA QUANTISTICA
  • LE MOLECOLE BIATOMICHE SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
  • LE MOLECOLE POLIATOMICHE SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA
  • L’IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI
  • LA TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI E I SUOI VANTAGGI
• FORZE INTERMOLECOLARI E GLI STATI CONDENSATI DELLA MATERIA
  • MOLECOLE POLAI E APOLARI
  • LE FORZE DI VAN DER WAALS: INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO E FORZE DI LONDON
  • IL LEGAME A IDROGENO
  • LA CLASSIFICAZIONE DEI SOLIDI
  • LA STRUTTURA DEI SOLIDI
  • POLIMORFISMO E ISOMORFISMO
  • LE PROPRIETA’ INTENSIVE DELLO STATO LIQUIDO
• CLASSIFICAZIONE E NOMENCLATURA DEI COMPOSTI
  • VALENZA E NUMERO DI OSSIDAZIONE
  • I COMPOSTI BINARI
  • LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI BINARI
  • I COMPOSTI TERNARI
  • LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI TERNARI.....................................................................................
• PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI
  • SOLUZIONI ACQUOSE ED ELETTROLITI
  • LA CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI
  • LE PROPRIETA’ COLLIGATIVE
  • LA TENSIONE DI VAPORE DELLE SOLUZIONI
  • L’INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO E L’ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO
  • OSMOSI E PRESSIONE OSMOTICA........................................................................................................
  • LA SOLUBILITA’ E LE SOLUZIONI SATURE
  • SOLUBILITA’, TEMPERATURA E PRESSIONE.........................................................................................
  • COLLOIDI E SOSPENSIONI
• REAZIONI CHIMICHE.....................................................................................................................................
  • I CALCOLI STECHIOMETRICI
  • REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE IN ECCESSO
  • LA RESA DI REAZIONE
  • LE REAZIONI DI SINTESI
  • LE REAZIONI DI DECOMPOSIZIONE
  • LE REAZIONI DI SCAMBIO O DI SPOSTAMENTO
  • LE REAZIONI DI DOPPIO SCAMBIO......................................................................................................
• L’ENERGIA SI TRASFERISCE
  • ENERGIA TERMICA E ENERGIA CHIMICA
  • LE FUNZIONI DI STATO
  • IL PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA E L’ENERGIA INTERNA...............................................
  • LE REAZIONI DI COMBUSTIONE
  • IL CALORE DI REAZIONE E L’ENTALPIA
  • L’ENTALPIA DI REAZIONE
  • TRASFORMAZIONI SPONTANEE E NON SPONTANEE
  • L’ENTROPIA E IL SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA
  • L’ENERGIA LIBERA
• VELOCITÀ DI REAZIONE
  • LA VELOCITA’ DI REAZIONE
  • L’EQUAZIONE CINETICA
  • LA TEORIA DEGLI URTI
  • L’ENERGIA DI ATTIVAZIONE
  • IL MECCANISMO DI REAZIONE
• EQUILIBRIO CHIMICO
  • L’EQUILIBRIO DINAMICO
  • ANCHE I PRODOTTI REAGISCONO
  • LA COSTANTE DI EQUILIBRIO (Keq)
  • IL QUOZIENTE DI REAZIONE
  • LA COSTANTE DI EQUILIBRIO E LA TEMPERATURA
  • LA TERMODINAMICA DELL’EQUILIBRIO
  • IL PRINCIPIO DI LE CHATELIER...........................................................................................................
  • EQUILIBRI ETEROGENEI ED EQUILIBRIO DI SOLUBILITA’
• ACIDI E BASI
  • LE TEORIE SUGLI ACIDI E SULLE BASI
  • LA IONIZZAZIONE DELL’ACQUA
  • LA FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI
  • COME CALCOLARE IL pH DI SOLUZIONI ACIDE E BASICHE FORTI
  • COME MISURARE IL pH........................................................................................................................
  • LA NEUTRALIZZAZIONE: UNA REAZIONE TRA ACIDI E BASI.................................................................
  • LA TITOLAZIONE ACIDO-BASE
  • L’IDROLISI: ANCHE I SALI CAMBIANO IL pH DELL’ACQUA
  • LE SOLUZIONI TAMPONE
• REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE
  • OSSIDAZIONE E RIDUZIONE: CHE COSA SONO E COME SI RICONOSCONO
  • REAZONI REDOX MOLTO PARTICOLARI
  • EQUIVALENTE E NORMALITA’ DELLE REAZIONI REDOX
• ELETTROCHIMICA
  • REAZION REDOX SPONTANEE E NON SPONTANEE...............................................................................
  • LE PILE
  • LA CORROSIONE
  • L’ELETTROLISI E LA CELLA ELETTRICA
• CHIMICA DEL CARBONIO
  • I COMPOSTI ORGANICI
  • GLI IDROCARBURI SATURI: ALCANI E CICLOALCANI
  • L’ISOMERIA
  • LA NOMENCLATURA DEGLI IDROCARBURI SATURI
  • PROPRIETA’ FISICHE E CHIMICHE DEGLI IDROCARBURI SATURI
  • GLI IDROCARBUTI INSATURI: ALCHENI E ALCHINI
  • GLI IDROCARBURI AROMATICI
• GRUPPI FUNZIONALI
  • ALOGENURI
  • ALCOLI, FENOLI ED ETERI
  • ALDEIDI E CHETONI
  • GLI ACIDI CARBOSSILICI E I LORO DERIVATI
  • ESTERI E SAPONI
  • LE AMMINE
  • LE AMMIDI...........................................................................................................................................
  • COMPOSTI ETEROCICLICI
  • I POLIMERI DI SINTESI

Costituzione della materia

LA MATERIA E SUE CARATTERISTICHE

Un sistema è una porzione delimitata di materia. Si dice sistema omogeneo una porzione di materia che possiede le stesse proprietà intensive, ovvero che sia costituito da una sola fase. Un sistema eterogeneo è costituito da due o più fasi (con proprietà intensive diverse a seconda della porzione di materia presa in esame). Un sistema puro è formato da una singola sostanza. Un sistema formato da più sostanze è un miscuglio. Un sistema puro può essere chimicamente omogeneo ma fisicamente eterogeneo , ossia costituito per esempio da una fase solida e una liquida. Una soluzione è un miscuglio fisicamente omogeneo di due o più sostanze: il componente più abbondante si chiama solvente , tutti gli altri si chiamano soluti. Un miscuglio eterogeneo è costituito da componenti chimicamente definiti e da fasi fisicamente distinguibili. Riassumendo, un sistema:

1. Se presenta una sola fase è fisicamente omogeneo: a. se è costituito da una sola sostanza, è chimicamente omogeneo (sistema puro); b. se è costituito da due o più sostanze è chimicamente eterogeneo (miscuglio omogeneo/soluzione).
2. Se presenta più fasi è fisicamente eterogeneo: a. se è costituito da una sola sostanza è chimicamente omogeneo; b. se è costituito da due o più sostanza è chimicamente eterogeneo (miscuglio eterogeneo). I PRINCIPALI METODI DI SEPARAZIONE I sistemi puri si ottengono in genere per separazione dei componenti di un miscuglio tramite vari procedimenti fisici:
3. La filtrazione permette di separare, con filtri opportuni, particelle solide da miscugli liquidi e gassosi ; l’efficacia dipende dalla dimensioni dei pori del filtro, che possono rendere sterili le sostanze rimuovendo i batteri, se di diametro di circa 1 μm;
4. La stratificazione o centrifugazione permette di separare miscugli eterogenei se i componenti presentano diverse densità ;
5. La cromatografia prevede che il solvente (fase mobile) trasporti i componenti del miscuglio attraverso un materiale (fase fissa) a cui aderiscono in maniera diversa a seconda della loro natura: a. La cromatografia su strato sottile prevede che un materiale inerte (fase fissa) sia fissato su lamina di alluminio o lastra di vetro; b. La cromatografia su carta prevede l’utilizzo di carta da filtro come fase fissa; c. La gascromatografia utilizza come fase mobile un gas; d. La cromatografia liquida ad alta pressione (HPLC) utilizza come fase mobile un liquido.
6. La distillazione si basa sulla diversa volatilità dei componenti delle miscele liquide , e sfrutta i diversi punti di ebollizione dei liquidi che compongono la miscela. Tramite l’evaporazione, che inizia nel recipiente in cui bolle la miscela, e la condensazione , che interessa i vapori che vengono condensati in un secondo recipiente, è possibile distillare completamente, per esempio, una soluzione contenente sali disciolti, che non sono volatili, ottenendo la completa separazione del solvente. Se si sottopone a distillazione una soluzione i cui componenti hanno punti di ebollizione molto vicini, bisogna ricorrere alla distillazione frazionata, che prevede l’utilizzo di una colonna di frazionamento al cui interno di ripete più volte il ciclo di evaporazione-condensazione. TEORIA CINETICA E PASSAGGI DI STATO La teoria cinetico-molecolare spiega il comportamento delle particelle microscopiche all’interno dei materiali solidi, liquidi e gassosi. Si basa sui seguenti assunti: le particelle microscopiche sono separate da spazio vuoto (dove hanno luogo le attrazioni e le repulsioni), hanno una massa, occupano uno spazio, e sono in moto perpetuo: le particelle dei solidi oscillano intorno alle loro posizioni, quelle dei liquidi e dei gas hanno maggiore libertà di movimento. Ciascuna specie microscopica ha massa e proprietà chimiche caratteristiche; il volume degli atomi, inoltre, non è influenzato da variazioni di temperatura o pressione. Atomi, molecole e ioni si combinano per formare materiali macroscopici dotati di proprietà fisiche. Lo stato di aggregazione dipende dalla temperatura : maggiore è la temperatura, maggiore sarà l’energia interna, l’agitazione delle particelle, la loro distanza media e minori saranno le forze attrattive esercitate le une sulle altre.

3. I semimetalli. Sono solidi a temperatura ambiente, e hanno proprietà intermedie. Non sono né conduttori né isolanti (si chiamano anche semiconduttori). La loro conducibilità elettrica è direttamente proporzionale alla temperatura dell’ambiente in cui si trovano. LE LEGGI PONDERALI John Dalton dedusse che atomi di gas diversi non potevano essere identici, ma dovevano avere dimensioni e masse differenti. La sua ipotesi si basava sui seguenti punti: la materia è fatta da atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili, tutti uguali in uno stesso elemento. Non possono essere convertiti in atomi di altri elementi, si trasferiscono interi da un composto all’altro, e si combinano soltanto con numeri interi di altri atomi per formare un composto. Secondo Lavoisier , in una reazione chimica la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti, e gli atomi cambiano soltanto la loro posizione reciproca ( legge di conservazione della massa ). Secondo Proust , le masse degli elementi che reagiscono per formare un composto devono essere in una proporzione ben precisa perché atomi di elementi diversi si combinano tra loro secondo numeri interi caratteristici di quel composto; in altre parole il rapporto fra le masse degli elementi di un composto è definito e costante ( legge delle proporzioni definite ). Secondo lo stesso Dalton , masse uguali di uno stesso elemento devono contenere uguale numero di atomi e quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare composti diversi, le masse del primo elemento stanno tra loro in rapporti semplici, esprimibili mediante numeri interi piccoli ( legge delle proporzioni multiple ). ATOMI, MOLECOLE E IONI Gli elementi sono costituiti da atomi che hanno identiche proprietà chimiche. Le proprietà fisiche di un elemento sono il risultato dell’unione di tantissimi atomi che costituiscono un oggetto ( proprietà macroscopiche della materia ). Immaginando di suddividere in porzioni via via più piccole un composto, la parte più piccola ottenuta è chiamata molecola , ossia un raggruppamento di due o più atomi che possiede proprietà chimiche caratteristiche ( proprietà microscopiche della materia ). Oltre a molecole di composti, esistono molecole costituite da atomi dello stesso tipo: idrogeno, ossigeno, azoto, fluoro, cloro, bromo e iodio esistono in natura come molecole biatomiche. Fosforo e arsenico sono molecole tetra- atomiche, mentre lo zolfo e il selenio sono formati da otto atomi uguali. Molte sostanze risultano formate da altre particelle elettricamente cariche, gli ioni. Si definiscono ioni gli atomi con una o più cariche elettriche, positive (nel caso dei cationi) o negative (nel caso degli anioni). Le sostanze formate da ioni sono composti ionici. Contengono schiere di ioni positivi e negativi che si alternano in modo ordinato nel reticolo cristallino. A temperatura ambiente i composti ionici sono solidi. I GAS IDEALI E LA TEORIA CINETICO-MOLECOLARE Dal punto di vista macroscopico tutti i gas si comportano in modo pressoché identico: sono molto sensibili alle variazioni di temperatura e pressione. Il modello ideale da prendere in esame è quello del gas perfetto , le cui particelle sono puntiformi, non si attraggono reciprocamente, sono separate da spazio vuoto e si muovono in modo caotico in tutte le direzioni urtandosi elasticamente e urtando le pareti del contenitore senza disperdere energia. L’energia cinetica media (EC)delle particelle del gas è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta (T) di quest’ultimo secondo la relazione: EC = 3/2 KT dove K è la costante di proporzionalità. La temperatura macroscopica è interpretabile microscopicamente come la conseguenza della maggiore o minore velocità delle molecole che costituiscono un corpo. La pressione è l’effetto macroscopico complessivo degli urti delle particelle di gas sull’unità di superficie e nell’unità di tempo. Si misura in pascal (Pa) e la pressione atmosferica a livello del mare è di 101 325 Pa. 1 atm = 101 325 Pa = 1,013 bar = 760 mmHg LA LEGGE DI BOYLE O LEGGE ISOTERMA Robert Boyle osservò che a temperatura costante, dimezzando il volume d’aria, la pressione raddoppiava. La pressione di una determinata quantità di gas, a temperatura costante, è infatti inversamente proporzionale al volume. La legge di Boyle è così esprimibile: pV = k quando T = costante In termini microscopici, le particelle di gas presenti in un determinato volume V 1 esercitano una pressione p 1 a causa degli urti sulle pareti del contenitore: se si dimezza il volume (V 2 ) lo spazio a disposizione delle particelle per gli urti dimezza, quindi la frequenza sarà doppia, e con essa la pressione (p 2 ).

Si ottiene quindi la relazione: p 1 V 1 = p 2 V 2 Se si riportano in un grafico i valori di p e V si ottiene un ramo di iperbole equilatera detto isoterma. LA LEGGE DI CHARLES O LEGGE ISOBARA Jacques Charles osservò che a pressione costante, il volume aumenta all’aumentare della temperatura. Il volume di una determinata quantità di gas, a pressione costante, è infatti direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta. La legge di Charles è così esprimibile: V/T = k quando p = costante Innalzando la temperatura di un gas a pressione costante da T 1 a T 2 il suo volume aumenterà da V 1 a V 2. Si ottiene quindi la relazione: V 1 /T 1 = V 2 /T 2 = k Charles misurò che il volume registrato a 0 °C aumentava di 1/273 per ogni grado centigrado di aumento. Se si raffredda il campione a temperature più basse di 0°C vediamo che il volume si annulla quando la temperatura raggiunge il valore di - 273,15°C, ossia lo zero assoluto (0 K). LA LEGGE DI GAY-LUSSAC O LEGGE ISOCORA Gay-Lussac osservò che a volume costante, la pressione aumenta all’aumentare della temperatura. La pressione di una determinata quantità di gas, a volume costante, è infatti direttamente proporzionale alla temperatura assoluta. La legge di Gay-Lussac è così esprimibile: p/T = k quando V = costante Innalzando la temperatura di un gas a volume costante da T 1 a T 2 la sua pressione aumenterà da p 1 a p 2 : aumentando la temperatura aumenterà l’energia cinetica media delle particelle, e quindi gli urti sulle pareti del contenitore diventeranno più frequenti e violenti. Si ottiene quindi la relazione: p 1 /T 1 = p 2 /T 2 = k Gay-Lussac misurò che la pressione registrata a 0°C aumentava di 1/273 per ogni grado centigrado di aumento della temperatura. La pressione esercitata dipende solo dal numero di particelle, non dal tipo. LA LEGGE GENERALE DEI GAS La legge che riunisce temperatura, pressione e volume di un gas che determina il comportamento al variare di quei parametri, è così esprimibile: pV/T = k ossia: p 1 V 1 /T 1 = p 2 V 2 /T 2 = k ed è la legge generale dei gas. E’ valida per i gas puri, ma anche per le miscele che si comportino come gas ideali: il comportamento di un gas è influenzato soltanto dal numero di molecole e dalla loro energia cinetica e non dalla sua natura. La pressione totale esercitata da una miscela di gas dipende quindi dal numero totale di molecole. La pressione esercitata da ciascun gas in assenza degli altri è detta pressione parziale. La legge delle pressioni parziali di Dalton afferma che la pressione totale di una miscela di gas è il risultato della somma delle pressioni che ogni componente esercita quando occupa da solo il contenitore, in altre parole: ptot = p 1

• p 2 + p 3 + … La legge di combinazione dei volumi afferma che il rapporto fra volumi di gas che reagiscono tra loro è espresso da numeri interi e piccoli. Il principio di Avogadro afferma che nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole (non di atomi). L’EFFETTO SERRA L’anidride carbonica nell’atmosfera produce l’ effetto serra , in quanto cattura le radiazioni infrarosse emesse dalla terra riscaldata dal sole e ne impedisce il raffreddamento. Questo sta portando ad un progressivo riscaldamento dell’atmosfera terrestre. Negli strati alti dell’atmosfera è presente anche l’ ozono (O 3 ), una forma allotropica dell’ossigeno che è capace di bloccare buona parte delle radiazioni ultraviolette emesse dal sole. Lo strato di ozono è però in pericolo per la presenza nell’atmosfera dei cosiddetti CFC (clorofluorocarburi), con cui l’ozono reagisce. Un altro inconveniente provocato dall’atmosfera è la cosiddetta pioggia acida , dovuta alla presenza nell’aria, per effetto della combustione di combustibili fossili, di ossidi di azoto e di zolfo, che con l’acqua danno ossiacidi dello zolfo e dell’azoto.

4. Scriviamo il simbolo di ciascun elemento e alla sua destr in basso riportiamo il rispettivo indice. In caso la formula minima non rispecchi la formula molecolare, perché questa è un multiplo della formula minima (es: il benzene è C 6 H 6 ), bisogna determinarla con un procedimento un po’ diverso. Per determinare la formula molecolare , è necessario conoscere anche la sua massa molecolare. Sapendo che la massa molecolare del benzene è 6 volte la massa molecolare della formula minima che si otterrebbe (CH), confrontando le masse è possibile determinare che la formula del benzene è C 6 H6. IL VOLUME MOLARE E L’EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI Il volume molare (VM) è il volume occupato da una mole di sostanza. Per il principio di Avogadro, il volume occupato da una mole di qualsiasi gas, a temperatura 0 °C e pressione 1 atm (dette temperatura e pressione standard o STP) è 22,4 L. Il numero di moli (n) presenti in un certo volume di gas misurato a STP (VSTP) è: n = VSTP/VM La legge generale dei gas a condizioni STP assume un valore R specifico: R = 8,31 J/molK detta costante universale dei gas. Se consideriamo ora n moli di gas, abbiamo: pv/T = nR da cui pV = nRT detta equazione di stato dei gas ideali. La pressione parziale pA generata da nA moli di un gas A corrisponde a pA = nART/V Pressione e numero di moli sono grandezze direttamente proporzionali.

Particelle dell’atomo

Gli atomi di tutti gli elementi sono formati da tre particelle fondamentali: elettrone, protone e neutrone. L’ elettrone ha una massa di 9,11 x 10-^31 kg e una carica elettrica negativa pari a - 1,60 x 10-^19 C. Il protone ha una massa di 1,67 x 10-^27 kg (1836 volte maggiore di quella dell’elettrone), e una carica elettrica pari a quella dell’elettrone ma di segno positivo, quindi pari a +1,60 x 10-^19 C. Il neutrone ha massa leggermente superiore a quella del protone, e carica neutra. Ogni atomo contiene un nucleo, una zona densa di materia in cui sono confinati protoni e neutroni, appunto detti nucleoni. LA SCOPERTA DELL’ELETTRONE Racchiudendo un gas rarefatto in un tubo trasparente alle cui estremità sono fissate due placche metalliche dette elettrodi, e collegando ciascuna placca ai poli, positivo (catodo) e negativo (anodo), di un generatore elettrico, venivano emessi raggi cationici di natura sconosciuta. Si scoprì che consistevano in particelle cariche negativamente, chiamate elettroni. L’ESPERIMENTO DI RUTHERFORD Si dimostrò che gli elettroni erano parte integrante dell’atomo, emerse quindi l’idea che all’interno dell’atomo vi dovesse esistere una corrispondente carica positiva. Thomson suggerì l’idea che l’atomo fosse costituito da una sfera di carica positiva in cui gli elettroni erano disseminati “come l’uvetta nel panettone”. Rutherford , utilizzando particelle α (atomi di elio privi di 2 elettroni), bombardò una sottilissima lamina d’oro, e le raccolse le particelle α dopo l’urto su di uno schermo capace di evidenziare l’angolo di deviazione. I risultati furono i seguenti: gran parte delle particelle attraversavano la lamina senza subire deviazioni, alcune venivano deviate ad angoli più o meno grandi, pochissime rimbalzavano indietro con grande violenza. Rutherford concluse quindi dovesse essere composto da un nucleo centrale in cui sono concentrate la carica positiva e la massa dell’atomo , mentre gli elettroni dovevano occupare lo spazio vuoto intorno al nucleo e ruotare attorno ad esso; inoltre la loro carica doveva bilanciare quella positiva del nucleo. Il modello di Thomson non era in grado di spiegare i risultati sperimentali, in quanto se l’atomo non avesse un nucleo, le particelle non sarebbero dovute risultare deviate rispetto alla direzione iniziale. A causa della presenza del nucleo positivo, invece, alcune particelle sono respinte dalla sua carica, altre deflesse oppure lasciate proseguire indisturbate. IL NUMERO ATOMICO, IL NUMERO DI MASSA E GLI ISOTOPI Nuclei di atomi diversi presentano diversa carica positiva, quindi un diverso numero di protoni. Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo si chiama numero atomico (Z): (^) ZN Se l’atomo è neutro, questo numero è uguale a quello degli elettroni. Il numero di protoni presenti in ognuno di questi nuclei era circa uguale alla metà della massa atomica relativa corrispondente: nel nucleo dovevano essere presenti altre particelle, i neutroni. Poiché neutroni e protoni, cioè i nucleoni, sono le particelle che determinano la massa atomica, al numero di nucleoni di un atomo si dà il nome di numero di massa (A): AN Il numero di massa è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e del numero di neutroni (n°) contenuti nel nucleo: A = numero protoni + numeri neutroni = Z + n° Il numero di neutroni (n°) contenuti nel nucleo si ottiene per differenza fra A e Z: n° = A – Z Analisi tramite lo spettrografo di massa dimostrò che gli elementi naturali non erano costituiti da atomi tutti uguali tra loro, come aveva asserito Dalton, ma contenevano atomi di massa leggermente diversa. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono un diverso numero di neutroni nel nucleo. L’idrogeno si trova come singolo protone nel nucleo ( prozio ), oppure come un isotopo avente A = 2 detto deuterio , che contiene un protone e un neutrone, o come un isotopo A = 3 detto trizio , con due neutroni e un protone nel nucleo. Gli elementi sono costituiti da una miscela di vari isotopi in percentuali ben determinate e costanti. La massa atomica relativa deve quindi essere una massa media che tiene conto della percentuale in cui tale isotopo si presenta in natura e della sua massa: tale media si chiama media ponderata. Lo strumento necessario a determinare le masse atomiche degli elementi è lo spettrometro di massa.

L’intensità di una radiazione dipende dall’attività della sorgente, cioè dal numero di disintegrazioni nucleari che essa genera in un secondo. Le radiazioni hanno potere ionizzante in quanto trasportano una quantità di energia sufficiente a strappare elettroni agli atomi o alle molecole che incontrano. Le radiazioni α provocano danni 20 volte maggiori rispetto alle radiazioni β e γ. LA DATAZIONE DEI REPERTI COL RADIOCARBONIO Il carbonio- 14 è un isotopo radioattivo del carbonio che decade emettendo particelle β. Gli atomi del carbonio-14, e quelli molto più numerosi del carbonio-12, penetrano negli esseri viventi attraverso gli organismi, in quanto questi ultimi non distinguono gli isotopi radioattivi dagli atomi stabili. Fino a quando l’organismo è vivo, c’è un ricambio continuo di atomi di carbonio che mantiene inalterato il rapporto fra i due isotopi; ma non appena l’organismo muore, la quantità di carbonio-14 si dimezza regolarmente ogni 5730 anni. Misurando l’emissione β del carbonio-14 residuo in un reperto archeologico, e confrontandola con quella di un campione attuale, è possibile risalire al numero di dimezzamenti subiti dall’isotopo radioattivo, e quindi all’età del reperto. L’ENERGIA NUCLEARE L’ energia nucleare è l’energia che bisognerebbe spendere per separare i nucleoni l’uno dall’altro; la stessa quantità di energia viene ceduta, invece, nel processo inverso di aggregazione dei nucleoni. L’energia nucleare di un nucleo corrisponde al difetto di massa registrato quando i nucleoni di cui è costituito si aggregano per formare il nucleo, il quale ha sempre massa effettiva inferiore alla somma delle masse dei nucleoni che lo compongono. Si ha fissione nucleare quando un nucleo pesante si scinde in due nuclei più piccoli di massa confrontabile. Può avvenire spontaneamente, o può essere stimolata bombardando con neutroni un nucleo pesante, che in tal caso è definito fissile: dalla fissione si producono molti nuclei leggeri, isotopi di vari elementi a loro volta instabili e radioattivi (scorie radioattive). La fusione nucleare prevede che due nuclei leggeri si fondono per darne uno pesante. Nella bomba atomica si usa come combustibile 235 U. In natura l’uranio è presente sotto forma di due isotopi 235 U e (^238) U. Per costruire la bomba è necessario separare 238 U da 235 U. Questo processo prende il nome di arricchimento dell’uranio. Alcuni isotopi radioattivi come il 60 Co sono utilizzati per la terapia dei tumori (radioterapia). Il principio è quello di indirizzare le radiazioni sulla massa tumorale, per provocarne la distruzione. Poiché le radiazioni sono genotossiche esse sono anche causa di cancro. L’ANTIMATERIA I protoni, gli elettroni e i neutroni hanno la loro corrispondenza in particelle opposte che costituiscono l’ antimateria. Gli antiprotoni hanno la stessa massa dei protoni ma carica negativa, gli antineutroni hanno la stessa massa e sono senza carica, gli antielettroni (detti anche positroni ) hanno la stessa massa ma carica positiva. Quando due particelle di antimateria si incontrano si annichilano ed emettono una grande quantità di energia pari a E = mc^2 , in cui E è l’energia emessa, m la massa delle particelle annichilite e c la velocità della luce.

Struttura dell’atomo

LA DOPPIA NATURA DELLA LUCE

Quello che sappiamo sugli atomi viene dall’analisi della luce emessa o assorbita dalle sostanze. Le ipotesi sulla natura della luce fanno riferimento a due modelli diversi: quello ondulatorio e quello corpuscolare ; il lavoro di Plank e Einstein ci consente di affermare che la luce presenta entrambi gli aspetti. La natura delle onde con cui si propaga la luce viene spiegata da Maxwell : la luce è un particolare tipo di onda elettromagnetica (come mole altre radiazioni: raggi X, onde radio, microonde, raggi ultravioletti). L’insieme delle onde elettromagnetiche costituisce lo spettro elettromagnetico : lo spettro del visibile è un insieme continuo di colori dal rosso (λ = 700 nm) al violetto (λ = 400 nm). Le caratteristiche che distinguono le onde l’una dall’altra sono la frequenza (ν) e la lunghezza d’onda (λ). La velocità c con cui viaggiano le onde nel vuoto è quella della luce: 300 000 km/s. La frequenza si misura in hertz (Hz), le frequenze dello spettro del visibile sono dell’ordine di 10^14 Hz: a ogni colore corrisponde una determinata frequenza, e l’insieme di tutte le radiazioni visibili appare ai nostri occhi come luce bianca. La lunghezza d’onda è la distanza dopo la quale un’onda si riproduce uguale a se stessa, e si misura in nanometri o in angstrom. La relazione che lega le tre grandezze della radiazione elettromagnetica è: c = λ ν Frequenza e lunghezza d’onda sono grandezze inversamente proporzionali. La prova più evidente della natura ondulatoria della luce è legata alla diffrazione: se un fascio di luce giunge su una fenditura molto piccola, il fascio non si propaga in linea retta ma si allarga formando zone chiare di interferenza positiva , in cui le onde in fase fra loro si rinforzano alimentando la luminosità, e zone scure di interferenza negativa , in cui onde in opposizione di fase annullano le rispettive ampiezze, facendo scomparire la luminosità. Le frange chiare si trovano anche dietro l’ostacolo, dove particelle che viaggiano in linea retta non potrebbero mai giungere. Non appena la luce interagisce con la materia, però, emerge la natura corpuscolare. Per esempio, proiettando un fascio di luce su una lastra di zinco, possiamo provocare l’espulsione di elettroni dalla superficie del metallo: l’effetto fotoelettrico misura il numero di elettroni emessi in un secondo e la velocità di emissione. Utilizzando una radiazione più intensa, aumentava il numero di elettroni emessi ma non la loro velocità. Utilizzando una radiazione di frequenza maggiore, aumentava la velocità di emissione degli elettroni. Tale comportamento si spiega pensando ai raggi di luce come insiemi di quanti di energia (fotoni), tanto più numerosi quanto più intenso è il raggio, e tanto più grandi quanto più alta è la frequenza del raggio. Affinché gli elettroni possano venire emessi dal metallo, devono acquisire l’energia necessaria a vincere la forza attrattiva che li lega al metallo stesso: una parte dell’energia ricevuta è utilizzata per allontanarsi dal metallo, la parte restante per acquisire velocità. Tutte le radiazioni elettromagnetiche sono composte di fotoni capaci di cedere la loro energia agli elettroni con cui interagiscono. Questo comportamento è riassunto dalla relazione di Planck-Einstein : E = h ν dove: E è l’energia del fotone, ν la frequenza della radiazione, h la costante di Planck = 6,63 x 10-^34 J s La presenza della costante di Planck indica la natura discontinua dell’energia. LA “LUCE” DEGLI ATOMI Se facciamo passare un fascio di luce bianca attraverso un prisma di vetro, il fascio viene suddiviso in tanti fasci di colore diverso che si susseguono senza discontinuità: ad esso si dà il nome di spettro continuo. Tutti i solidi e i liquidi emettono luce che presenta uno spettro continuo. Se analizziamo la luce emessa dai gas rarefatti sottoposti a scariche elettriche, otteniamo uno spettro a righe discontinuo , un insieme di righe colorate distanti le une dalle altre. Tale spettro è diverso per ogni elemento chimico analizzato. Alle righe dello spettro si dà il nome di righe di emissione. L’emissione avviene a seguito dell’energia che la scarica elettrica trasferisce agli atomi costituenti i gas. Gli atomi restituiscono quasi interamente questo surplus di energia sotto forma di luce. Se si fa passare luce bianca attraverso un’ampolla riempita di gas e si analizza il fascio che emerge dall’ampolla stessa, si scopre che la luce che corrisponde a determinate frequenze risulta attenuata: si individuano infatti righe meno brillanti a cui si dà il nome di righe di assorbimento. Gli atomi del gas assorbono radiazioni di una frequenza ben determinata: al variare del gas, varia la frequenza delle radiazioni assorbite, la quale è la stessa delle righe di emissione. Le righe di assorbimento e emissione consentono quindi di riconoscere un elemento chimico.

Il numero quantico secondario l può assumere tutti i valori compresi tra zero e n – 1 (es: n = 3, l = 0, 1, 2). Il numero quantico l determina le caratteristiche geometriche della funzione di distribuzione della probabilità. Negli atomi polielettronici, l’energia dipende anche dal numero quantico secondario. Il valore di l definisce il sottolivello energetico a cui appartiene quel certo orbitale. I sottolivelli sono indicati con lettere: 0 = s 1 = p 2 = d 3 = f Il numero quantico magnetico m determina le proprietà dell’atomo quando è sottoposto a un campo magnetico esterno. Il numero quantico m, può assumere tutti i valori compresi fra – l e +l, incluso lo 0 e definisce il numero di orbitali di ciascun sottolivello energetico. Il quarto numero quantico, è il numero quantico magnetico di spin mS (spin dell’elettrone). Esso può assumere esclusivamente due valori, pari a +1/2 o - 1/2, poiché per ciascun elettrone sono possibili due diversi stati energetici. Quando gli elettroni sono immersi in un campo magnetico esterno, possono disporsi in due soli modi, cioè parallelamente o antiparallelamente al campo, con la conseguente differenziazione della loro energia. Lo spin è una proprietà intrinseca dell’elettrone che si manifesta quando l’elettrone, sottoposto all’azione di un campo magnetico esterno disomogeneo, assume due diversi stati energetici. Il principio di esclusione di Pauli afferma che un orbitale può descrivere lo stato quantico di due soli elettroni; essi devono avere spin opposto, cioè antiparallelo. Due elettroni che hanno la stessa serie di numeri quantici n, l, m devono avere allora un diverso numero di quantico di spin mS. DALL’ORBITALE ALLA FORMA DELL’ATOMO La forma degli orbitali e il volume variano notevolmente. La forma è determinata dal valore del numero quantico secondario l, mentre il volume dipende anche dal numero quantico principale n. La superficie di contorno degli orbitali s è sferica: il volume della sfera aumenta al crescere del numero quantico principale. L’aumento del numero atomico, invece, comporta quasi sempre la contrazione del volume racchiuso dalla superficie di contorno, determinata dalla forza di attrazione dei protoni nucleari. Ai tre orbitali p, di uguale energia, corrisponde una forma a doppio lobo che si orientano lungo gli assi x, y, z. Agli orbitali d, che sono cinque in tutto, corrispondono forme a quattro lobi. LA CONFIGURAZIONE DEGLI ATOMI POLIELETTRONICI All’aumentare del numero atomico, l’elettrone non risente soltanto di una maggiore forza attrattiva da parte del nucleo, ma risente anche delle forze repulsive degli altri elettroni: si creano quindi differenze energetiche fra un sottolivello e l’altro di uno stesso livello. Può accadere inoltre che l’energia di un orbitale di un livello superiore (per esempio 4s) sia minore di quella di un orbitale appartenente a un livello inferiore (per esempio 3d). Se l’atomo ha più di due elettroni, essi sono descritti da più orbitali perché a ciascun orbitale, secondo il principio di esclusione di Pauli, corrispondono al massimo due elettroni con spin antiparallelo. Per rappresentare la struttura elettronica di un atomo si riporta l’elenco degli orbitali necessari a descrivere tutti i suoi elettroni, in ordine crescente di energia: tale scrittura si chiama configurazione elettronica. L’idrogeno, nel suo stato fondamentale, per esempio, ha configurazione elettronica: 1s^1 Per scrivere la configurazione elettronica di un atomo qualsiasi nel suo stato fondamentale, si segue un particolare procedimento chiamato principio di Aufbau : secondo tale procedimento, si immagina di aggiungere uno a uno gli elettroni di un atomo negli orbitali di minor energia disponibili:

1. Si deve determinare il numero di elettroni di un atomo neutro (corrisponde al numero atomico Z);
2. Scrivere gli orbitali in ordine di energia crescente seguendo lo schema: 1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – 4f – 5d – 6p – 7s – 5f – 6d – 7p
3. Riportare all’esponente di ciascun orbitale il numero di elettroni che esso descrive (massimo 2 per gli orbitali s, 6 per gli orbitali p, 10 per i d, 14 per gli f). Quando in un atomo ci sono elettroni appartenenti allo stesso sottolivello, essi tendono ad avere spin parallelo. In tal caso risultano descritti da distinti orbitali e ciò comporta che si attenuino le forze repulsive che agiscono tra di loro. La regola di Hund infatti afferma che nella configurazione elettronica più stabile di un atomo, gli elettroni appartenenti ad un medesimo sottolivello tendono ad assumere lo stesso spin.

Sistema periodico

LA CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI

Va a Mendeleev il merito di aver costruito la tavola periodica degli elementi e di aver individuato la legge della periodicità con cui prevedere le proprietà di elementi ancora sconosciuti. La differenza più importante tra la tavola di Mendeleev e l’attuale tavola periodica sta nel diverso criterio con cui si ordinano gli elementi: per Mendeleev era la massa atomica, oggi è invece il numero atomico Z (numero di protoni). Il fatto che gli elementi chimici presentino ciclicamente proprietà simili è legata alla configurazione elettronica degli atomi: il livello energetico più esterno è detto guscio di valenza , e agli elettroni che compaiono in esso si dà il nome di elettroni di valenza. L’affinità delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi di uno stesso gruppo della tavola periodica dipende dalla somiglianza delle configurazioni elettroniche esterne dei loro atomi. Gli elementi presenti nella tavola periodica sono 118: il posto che ciascun elemento occupa nella tavola periodica dipende dal suo numero atomico Z.

1. Le righe orizzontali formano 7 periodi : la successione delle righe del sistema periodico corrisponde alla successione dei livelli energetici nell’atomo. Il numero che indica il periodo a cui appartiene un elemento coincide infatti con il numero quantico n del livello più esterno, occupato dai suoi elettroni di valenza. In ciascun periodo il numero di elettroni di valenza cresce da sinistra verso destra , e le proprietà cambiano sistematicamente lungo il periodo stesso. I primi tre periodi sono detti periodi brevi: contengono elettroni che riempiono i sottolivelli s e p. I periodi dal 4 al 7 sono detti periodi lunghi: gli elettroni vanno a completare i sottolivelli d e f appartenenti a livelli energetici inferiori rispetto a quello di valenza. Gli elementi che chiudono i periodi sono i gas nobili, caratterizzati da reattività nulla data dalla configurazione elettronica stabile.
2. Le colonne verticali formano i gruppi. Otto di questi, i cui elementi hanno elettroni di valenza soltanto nei sottilivelli s e p, sono detti gruppi principali, i quali contengono elementi detti tipici. La denominazione dei gruppi suggerita da IUPAC è in numeri arabi da 1 a 18, mentre quella in numeri romani interessa solo i gruppi principali e va da I a VIII. Fra il gruppo II e III si trovano i numerosi elementi di transizione , ossia elementi metallici che hanno elettroni sia nel sottolivello s, sia nel d del livello energetico inferiore rispetto a quello di valenza. Gli elementi del primo gruppo sono detti metalli alcalini, quelli del secondo gruppo metalli alcalino-terrosi, quelli del settimo gruppo sono gli alogeni mentre quelli dell’ottavo gruppo sono i gas nobili. In fondo alla tavola periodica ci sono due file di 14 elementi che costituiscono le serie dei lantanidi e degli attinidi, che hanno elettroni sia nel sottolivello s sia nel sottolivello f. Dato che gli elettroni esterni di un elemento condizionano le sue proprietà chimiche, è importante fornire una rappresentazione chiara degli elettroni di valenza di un atomo, attraverso i simboli di Lewis. Per scrivere il simbolo di Lewis di un elemento, si riporta il suo simbolo chimico e intorno a esso si dispongono gli elettroni di valenza, un punto per ciascuno dei quattro lati. Quando un atomo possiede più di quattro elettroni, i punti si dispongono in modo da creare coppie di punti. LE PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI La periodicità delle proprietà chimiche-fisiche è data dal ripetersi della configurazione elettronica esterna degli elementi. Il raggio atomico , ossia la metà della distanza minima di avvicinamento fra due atomi dello stesso elemento, aumenta scendendo lungo un gruppo e diminuisce da sinistra a destra lungo un periodo. Sia il numero quantico n (che aumenta scendendo lungo un gruppo) che gli elettroni interni, i quali schermano la carica positiva del nucleo, influenzano il raggio atomico:
3. Da sinistra a destra lungo un periodo aumenta il numero atomico, di conseguenza la carica nucleare: l’incremento delle attrazioni tra il nucleo e gli elettroni diminuiscono il raggio atomico;
4. Scendendo lungo un gruppo gli elettroni più esterni vanno a occupare livelli via via più distanti dal nucleo, risentendo sempre meno dell’attrazione nucleare: pertanto il raggio atomico aumenta. Quando forniamo energia all’atomo, i suoi elettroni possono effettuare transizioni verso livelli più esterni: se l’atomo riceve grandi quantità di energia, gli elettroni possono venire definitivamente allontanati dal nucleo. Tal processo si

Legami chimici

L’ENERGIA DI LEGAME

Affinché si instauri un legame chimico fra due o più atomi è necessario che l’aggregato risultante abbia energia potenziale minore degli atomi separati , assicurando una maggiore stabilità al prodotto che si forma. Ogni sistema infatti tende spontaneamente a raggiungere lo stato a cui corrisponde la minore energia potenziale possibile: in altre parole si forma un legame solo se il processo di aggregazione libera energia. Per allontanare due atomi e riportarli allo stato di atomi isolati bisogna fornire una quantità di energia identica a quella liberata durante la formazione dell’aggregato. La quantità di energia che è necessario fornire a una mole di sostanza per rompere il legame che tiene uniti i suoi atomi è detta energia di legame , ed è tanto più grande quanto più stabile è l’aggregato, e quanto più è forte il legame che unisce gli atomi. La natura del legame determina spesso il comportamento chimico e fisico dell’aggregato. I GAS NOBILI E LA REGOLA DELL’OTTETTO La configurazione dei gas nobili è caratterizzata da otto elettroni esterni , fatta eccezione per l’elio che ne ha soltanto due; essi sono costituiti da atomi isolati, e la loro energia di ionizzazione è la più alta all’interno del periodo a cui appartengono: alla struttura con otto elettroni deve quindi corrispondere una particolare stabilità dell’edificio atomico. Il chimico Abegg propose la teoria secondo cui gli atomi avrebbero potuto accettare o cedere elettroni per conseguire la stessa configurazione dei gas nobili : Lewis definì questa tendenza “ regola dell’ottetto ”. Secondo la regola dell’ottetto, quando un atomo si combina con altri, raggiunge il massimo di stabilità scambiando o condividendo elettroni, in modo da conseguire una configurazione elettronica esterna a otto (o a due) elettroni simile a quella del gas nobile più vicino nel sistema periodico. La regola non è ferrea in quanto esistono molecole che non raggiungono l’ottetto esterno, oppure altre che hanno più di otto elettroni nello stato di valenza. Ma nella maggior parte dei casi è uno strumento utile. IL LEGAME COVALENTE Il legame covalente è responsabile della formazione delle molecole; si forma quando due atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni. Gli elettroni messi in compartecipazione al fine di raggiungere la configurazione del gas nobile più vicino appartengono contemporaneamente ai due atomi che li condividono, e sono attirati in egual modo da entrambi i nuclei positivi. La tendenza a mettere in comune elettroni si manifesta anche fra atomi di natura diversa. Se gli atomi mettono in compartecipazione due o tre coppie di elettroni, i legami covalenti che si formano si dicono rispettivamente legame doppio e legame triplo. La distanza a cui gli atomi si dispongono in una molecola non è casuale e dipende dalle forze attrattive e repulsive che agiscono all’interno dell’aggregato. La lunghezza di legame è la distanza che intercorre tra i nuclei di due atomi uniti da legame covalente. IL LEGAME COVALENTE DATIVO Un particolare tipo di legame covalente è il legame dativo , che si forma fra due atomi di cui uno abbia già raggiunto l’ottetto esterno. Se questo atomo possiede ancora una o più coppie libere di elettroni (non condivise) può comportarsi da donatore nei confronti dell’altro atomo, chiamato accettore, che in questo modo raggiunge a sua volta l’ottetto. La coppia elettronica è fornita, quindi, da uno solo dei due atomi. Il legame dativo è molto importante, perché giustifica la formazione di una vasta categoria di composti chiamati complessi o composti di coordinazione (i quali si originano quando un metallo, o uno ione metallico, viene circondato da atomi donatori di elettroni appartenenti a molecole o a ioni negativi). IL LEGAME COVALENTE POLARE Se due atomi identici esercitano la stessa forza di attrazione sugli elettroni di legame, il legame è covalente puro. Se gli atomi sono di natura diversa, essi eserciteranno sugli elettroni di legame una diversa forza di attrazione: l’atomo più elettronegativo dei due quindi esercita la maggiore forza di attrazione sugli elettroni di legame, e i due atomi si legheranno tramite un legame covalente polare. Si creano quindi un polo parzialmente negativo in corrispondenza dell’atomo più elettronegativo, e un polo parzialmente positivo in corrispondenza dell’atomo meno elettronegativo; si forma un dipolo elettrico. In un legame covalente polare gli atomi presentano una parziale carica elettrica di segno opposto, ossia una certa separazione di carica, identificata dai simboli δ+ (delta più) e δ- (delta meno). Il centro delle cariche positive non coincide con il centro delle cariche negative non essendo gli elettroni distribuiti in modo simmetrico rispetto ai due nuclei.

Maggiore è la differenza di elettronegatività, maggiore è la polarità del legame che li unisce: se essa è molto elevata, il legame tende acquistare carattere ionico. IL LEGAME IONICO Quando la differenza di elettronegatività fra i due elettroni che si legano è elevata , la coppia di elettroni messi in comune risulta molto spostata verso l’atomo più elettronegativo. Si può considerare che tra i due atomi sia avvenuto un trasferimento di elettroni : l’atomo più elettronegativo acquisisce l’elettrone dell’altro e diventa ione negativo; l’atomo che lo perde diventa ione positivo. L’attrazione che si stabilisce tra ioni di segno opposto determina la formazione del legame ionico. Il legame ionico si ottiene quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi è alta, superiore a 1,9. Tanti ioni positivi e negativi che si attraggono l’un l’altro andranno a costituire un cristallo ionico : dal processo complessivo si libera energia, ma la fase determinante è proprio la formazione del legame tra tutti gli ioni che si aggregano nel cristallo; esso è molto più stabile dei singoli atomi che lo compongono. Il legame ionico è dovuto alla forza di attrazione che tiene uniti gli ioni di carica opposta. I metalli appartenenti ai gruppi I, II e III tendono a perdere elettroni e diventare ioni positivi, mentre i non metalli dei gruppi V, VI, VII tendono ad acquistare elettroni e a trasformarsi in ioni negativi. Quando i metalli e i non metalli dei gruppi citati si incontrano, si scambiano gli elettroni, diventano ioni e fra di essi si stabilisce la forza di attrazione che rappresenta il legame ionico. Gli ioni sono disposti secondo uno schema ben preciso: il tipo di disposizione degli atomi (impacchettamento) corrisponde alla ripetizione di una cella elementare in un reticolo cristallino caratteristico. La formula di un composto ionico indica soltanto il rapporto di combinazione tra gli ioni positivi e negativi affinché esso risulti elettricamente neutro. L’esistenza di reticoli ionici, caratterizzati da intense forze attrattive tra gli ioni, spiega anche l’elevato punto di fusione di questi composti solidi. Tutti i composti ionici sono buoni conduttori di elettricità allo stato fuso. Gli ioni che portano una carica doppia risentono di una forza attrattiva superiore. L’acqua è capace di sciogliere molte sostanze ioniche e di formare soluzioni con esse. IL LEGAME METALLICO I metalli sono solidi a temperatura ambiente, e quindi caratterizzati da un particolare reticolo cristallino. Il reticolo cristallino dei metalli è una sequenza ordinata di ioni positivi tra i quali vagano gli elettroni esterni di tutti gli atomi del cristallo. All’insieme degli elettroni vaganti nel reticolo si dà il nome di mare di elettroni o mare di Fermi. E’ proprio questo mare che tiene uniti i cationi metallici. Le proprietà tipiche dei metalli, come la conducibilità elettrica e termica, sono proprio dovute alla libertà di movimento degli elettroni più esterni.

1. Gli atomi dei metalli formano tra loro legami metallici;
2. Gli atomi dei non metalli formano tra loro legami covalenti;
3. Se gli atomi di un non metallo sono uguali il legame è covalente puro;
4. Se gli atomi di un non metallo sono diversi il legame è covalente polare;
5. I metalli e i non metalli fra loro formano legami ionici o covalenti fortemente polari;
6. Il carattere ionico del legame aumenta all’aumentare della differenza di elettronegatività fra gli atomi del composto: esso può essere considerato un caso estremo di legame covalente polare.